Определите максимальную валентность углерода: Какая валентность у углерода?

Содержание

Углерод валентность — Справочник химика 21

    У большинства элементов значения валентности в водородных и в кислородных соединениях различны например, валентность серы по водороду равна двум (h3S), а по кислороду шести (SO3). Кроме того, большинство элементов проявляют в разных своих соединениях различную валентность. Например, углерод образует с кислородом два оксида монооксид углерода СО и диоксид углерода СО2. В монооксиде углерода валентность углерода равна двум, а в диоксиде [c.118]
    В предыдущих главах электронное строение органических молекул описывалось в терминах структур Льюиса, в основу которых положен принцип принятия (или потери) электронов каждым из атомов молекулы, принимающим при этом конфигурацию инертного газа. Такой способ описания практически ничего не говорит относительно геометрии молекул. Почему, например, в соединениях тина метана и четыреххлористого углерода валентные углы составляют 109,5°, тогда как в воде угол между связями равен 104,5°, а в сероводороде 92° Структуры Льюиса не дают также возможности объяснить различия в прочности и реакционной способности различных связей, в частности углерод-углеродных простых, двойных и тройных связей.
Необходим более глубокий подход к рассмотрению электронного строения органических молекул. В настоящей главе мы покажем, как формулируются атомно-орбитальные модели органических молекул, и проиллюстрируем некоторые из их достоинств и недостатков. [c.122]

    В подгруппе углерода (валентность центрального атома 4) оксиды и гидроксиды углерода и кремния обладают кислотным характером (малый радиус), а германия, олова и свинца — амфотерным (большой радиус). [c.98]

    Теория напряжения. Валентные связи атома углерода направлены от центра к вершинам тетраэдра и образуют между собой углы, каждый из которых равен 109°28. Байер предположил, что при образовании двойной связи направления валентных связей отклоняются до линии, соединяющей центры атомов. Согласно этому для нахождения нового направления валентных связей, например в молекуле этилена, мы должны согнуть чертеж (рис. 40) до пересечения первоначальных направлений валентных связей и разделить пополам угол между ними.

Так как этот угол равен 109°28, то при образовании двойной связи между атомами углерода валентные связи отклоняются на 109 28  [c.243]

    Строение алифатической цепочки. Во всех соединениях, в которых атомы углерода валентно связаны с четырьмя другими, одинаковыми, атомами (например, СН4, ССЦ и др.), наблюдаются идеальные тетраэдрические углы между связями [57]. В случае простой алифатической цепочки к каждому атому углерода присоединяются два других атома С и два атома Н. Углы между связями устанавливаются в результате взаимодействия между собой всех четырех атомов, связанных валентно с каждым данным атомом углерода. Межмолекулярный радиус атома углерода. / с=1.8 А больше, чем радиус атома водорода К = 2 к [57]. Неидентичность че- 

[c.11]

    Двуокись углерода. СОз — высший окисел углерода. Валентность углерода в нем 4. Структурная формула 0=С=0. Электронная формула  [c.133]

    На рис. 23 и 24 (см. стр. 161, 162) представлены схемы цепей из трех, четырех и пяти атомов углерода. Из рисунков видно, что для замыкания цикла из трех атомов углерода валентные связи атомов углерода должны быть выведены из своего первоначаль ного направления. Что касается пятичленного цикла, то замы кание его происходит без всякого отклонения валентных связей [c.555]


    Каждый атом углерода валентными связями соединен с четырьмя другими атомами. Каждый из этих четырех атомов связан с тремя другими (плюс исходный атом), и так по всему кристаллу. Кристалл в целом представляет собой гигантскую молекулу, в которой атомы удерживаются вместе ковалентными связями. Чтобы разрушить кристалл, нужно разорвать множество таких связей это требует затраты большого количества энергии, чем и определяется высокая твердость данного вещества. Длина связи в алмазе равна длине одинарной связи 154 пм. 
[c.174]

    Одинарные связи, образуемые углеродными атомами, а также большей частью атомов фосфора, обычно характеризуются тетраэдрической конфигурацией. У таких атомов углерода все 6 валентных углов примерно одинаковы и равны углу тетраэдра, 109,5°. Этот угол полезно запомнить. В органических соединениях вдоль цепи атомов углерода валентные углы очень мало отличаются от этого значения. Близкие зна- [c.68]

    Кластеры обладают особенностями электронного строения, которые не описываются известными схемами. Часто теряет смысл понятие валентности атомов, например, для кластеров с атомами углерода внутри полиэдров. Обычный подход требует приписать углероду валентность 5,6 и даже более. Для описания электронного строения кластеров известные квантовомеханические методы 

[c.39]

    Можно показать, что 5р2-гибридизованный атом углерода валентно полностью [c.65]

    Связи С—Н в ацетилене относятся к числу а-связей, образованных путем перекрывания s-орбитали водорода с гибридизованной s/7-орбиталью углерода в молекуле имеется одна уг-лерод-углеродная а-связь (образованная перекрыванием двух гибридизованных s/7-орбиталей углерода) и две углерод-угле-родные тг-связи — результат перекрывания двух взаимно перпендикулярных пар чистых /7-орбиталей (ру и р ) соседних атомов углерода.

Валентные углы в ацетилене на основании этой модели равны 180°, и молекула имеет линейную конформацию (см. гл. 1), что делает невозможной цис-транс-изомерию при тройной связи. [c.180]

    Окись углерода. СО — низший окисел углерода. Валентность углерода в нем 2. Структурная формула С=0. Электронная формула [c.131]

    Три углеродных атома кольца циклопропана лежат в одной плоскости. Можно ожидать, что угловое напряжение будет очень большим, поскольку для каждого углерода валентный угол должен на 49,5° отклоняться от нормального значения. Возможно, что напряжение, связанное с заслонением [c.106]

    В образовании связей способны участвовать и -электроны. Именно благодаря смешению -орбит атома железа с подходящими по симметрии орбитами циклопентадиена получается такая устойчивая система, как ферроцен. Только вот традиционными черточками такое перекрывание орбит изобразить невозможно если провести их между атомом железа и всеми реально связанными с ним атомами углерода, валентность металла окажется 

[c. 268]

    Здесь и выше мы отвлекаемся от того обстоятельства, что при наличии разных атомов, связанных с рассматриваемым атомом углерода, валентные связи между этим атомом углерода и связанными с ним различными атомами, вообще говоря, не эквивалентны. Это предположение упрощает рассуждения. В молекулах углеводородов атом углерода может быть связан только с атомами углерода или водорода. [c.120]

    С = С- и С—С-связей. Полоса деформационных колебаний СНг-групп появляется в виде дублета 1455 и 1475 см» в результате напряжения бициклической системы [14]. Полосу 1360 см можно отнести к деформационным колебаниям С—Н-связи третичного атома углерода. Валентные колебания СНа- и СН-групп циклической системы соответствуют поглощению в области 2850—2950 см .  [c.5]

    Гемоглобин при помощи железа может присоединять не только кислород, но и окись углерода. Валентность железа при этом тоже не меняется. Ядовитое действие окиси углерода проявляется в том, что образующийся карбоксигемоглобин становится непригодным к переносу кислорода, в результате чего наступает кислородное голодание.

При связывании 70% гемоглобина окисью углерода наступает смерть. [c.254]

    Все углеродные атомы скелета должны быть четырехвалентны (за исключением редких случаев, когда встречается так называемый двухвалентный углерод). Валентности, не использованные при составлении углеродного скелета, необходимо насытить за счет валентностей других атомов так, чтобы не оставалось свободных валентностей. Это проще всего сделать, добавляя соответствующее число атомов водорода [c.11]

    Три углеродных атома кольца циклопропана лежат в одноугловое напряжение будет очень большим, поскольку для каждого углерода валентный угол должен на 49,5° отклоняться от нормального значения. Возможно, что напряжение, связанное с заслонением атомов водорода в циклопропане, несколько понижается вследствие изменения углов между связями Н—С—Н и Н—С—С. 

[c.131]

    В табл. 31-1 приведены основные типы кремнийорганических производных там же приведены соответствующие соединения углерода. Валентность кремния, так же как и углерода, обычно равна четырем кремний образует сравнительно прочные связи с другими атомами кремния, с углеродом, водородом, галогенами, кислородом и азотом. Представление о прочности этих связей по сравнению с соответствующими связями углерода можно составить, ознакомившись со средними энергиями связей, приведенными в табл. 31-2. Важно заметить, что связи 51—81 слабее, чем связи С—С, почти на 30 ккал/ моль, тогда как связи 51—О прочнее, чем связи С—О, более чем на 

[c.587]

    В 1858 г. А. Кекуле вывел математический закон гомологических рядов если связывается более двух атомов углерода, валентность углеродной группы хговышается на две единицы с каждым добавляемым атомом углерода. Число атомов водорода, снязапных с п атомами углерода, прилегающих друг к другу, будет равно  [c.166]


    Валентные колебания простой связи С — С попадают в интервал 800—1200 см . Для двойной связи возвращающая сила является большей по величине и еще больше она для тройной связи, причем валентные колебания последней приводят к появлению относительно слабого поглощения вблизи 2117 см Слабую интенсивность этого поглощения можно понять из следующих рассуждений. Октин-1 — это алкильное производное ацетилена, а в самом ацетилене Н—С=С—Н растяжение тройной связи не нарушает центра симметрии, и поэтому из тех же соображений, которые ранее применялись для двуокиси углерода, валентное колебание С = С неактивно в инфракрасном спектре ацетилена. В октине-1 это колебание становится разрешенным, так как симметрия зарядов тройной связи слегка нарушена алкильным заместителем, однако асимметрия зарядов невелика, и ей соответствует небольшая интенсив ность по гл ощени я. 
[c.46]

    При температуре обработки > 3000° С в неграфитирующемся углероде, вероятно кроме ароматического углерода слоев, остаются лишь атомы углерода валентной формы 2а 2я в боковых цепочках, содержание которых уменьшается в неполно графитирую-щемся углероде в зависимости от величины утах.[c.273]

    Прочность валентных электронов атома углерода зависит также от близости Их к положительно заряженному атомному ядру они отделяются от него лишь двухэлектронным слоем. Благодаря этому 66-стоятельству у атома углерода валентные электроны удерживаются в атоме прочнее, чем у атомов других элементов с четырьмя валентными электронами. Так, у кремния, следующего за углеродом элемента IV группы, валентные электроны отделены двумя электронными слоями, имеющими 2 и 8 электронов, поэтому взаимодействие между ядром и валентными электронами ослаблено (рис., 6,6). [c.28]

    Квантовомеханические расчеты показывают, что с энергетической точки зрения наиболее выгодным путем непрерывного переноса электрона является тот, который про—о ходит через переходное оостошше структура последнего определяется следующим реагент У и группа X, отщепляющаяся в ходе реакции, присоединяются. при помощи парциальных связей (стр. 20) к тому атомзГ углерода, который участвует в реакции, и располагаются с ним на о,цной прямой, перпендикулярной плоскости, в которой лежат три другие валентности углерода (валентные углы 120°).[c.92]

    Кекуле в 1857 г., сопоставляя приведенные выше типы, приходит к выводу о двухвалентности кислорода, трехвадентного азота и фосфора и, что особенно было важно, четырехвалентности углерода. Валентность понималась им и его последователями как число единиц сродства , способных взаимно насыщаться при соединении . Отсюда, во-первых, сразу возникает понятие о межатомной, или химической , связи, а во-вторых, Кекуле впервые (1858) удается объяснить закономерности в составе органических соединений, в первую очередь объяснить, почему насыщенные углеводороды имеют общую формулу С Нгл+а- [c.28]

    Экспериментальные данные показывают, что молекула бензола является плоской молекулой, причем атомы углерода находятся в вершинах правильного шестиугольника и все углы С — С — С и С — С — Нравны 120°. Принимая за плоскость молекулы плоскость ху из соответствующей линейной комбинации углеродных s-, р — и p -opQm мы можем построить три валентные связи углерода с углами между связями, равными 120°. Тогда останется еще шесть р -орбит, по одной на каждый атом углерода. Валентная структура бензола, таким образом, аналогична структуре этилена. В бензоле, однако, нет единственного способа со четаиия спинов /7 -электронов для образования я-связей. Мы не будем пытаться по мостью решить проблему молекулы бензола, а примем, что s-, и / , -электроны углерода и электроны водорода локализоваяы в а-связях, и ограничимся расчетом энергии связи, появляющейся благодаря взаимодействию р -электронов. Это будет шестиэлектронной проблемой. Обозначим / орбиты различных атомов углерода через а, Ь, с, d, е, /. Тогда пять независимых [c.331]

    В случае углерода валентность, равная четырем, может быть достигнута в результате активации состояния 2з-2р до состояния 2×2/ . У азота только три из пяти электронов могут быть неспарены, у кислорода — лишь два, а у фтора—один. Поэтому эти элементы имеют максимальную валентность, равную 3, 2 и 1 соответственно. Валентность элементов начала короткого периода (до углерода), т. е. [c.53]


Химический тренажер. Ч.1 (1986) — [ c.18 , c.40 ]

Физическая химия. Т.1 (1980) — [ c.537 ]

Курс неорганической химии (1963) — [ c.449 ]

Органическая химия Том 1 перевод с английского (1966) — [ c.25 ]

История химии (1975) — [ c.257 , c.258 , c.320 ]

Теоретические основы органической химии (1964) — [ c.75 ]

История химии (1966) — [ c.256 , c.257 , c.314 ]

Курс органической химии (0) — [ c. 38 ]

Физическая химия Книга 2 (1962) — [ c.185 ]

Основы общей химии Том 2 (1967) — [ c.12 , c.59 ]

Основы общей химии Том 2 Издание 3 (1973) — [ c.76 , c.229 , c.291 , c.499 ]

Курс неорганической химии (1972) — [ c.401 ]


Валентность.

Валентные возможности атомов химических элементов.

Степень окисления.

 

Понятия С.О. и валентности и их существенное различие.

Атомы химических элементов в основном состоянии на внешнем энергетическом уровне могут иметь электроны спаренные и неспаренные.

Электроны этих уровней, а иногда и предвнешних уровней могут принимать участие в образовании химических связей. Такие электроны называются валентными. В первую очередь валентность атома определяется числом неспаренных электронов, принимающих участие в образовании химической связи. Далее объяснение учителя сопровождается составлением таблицы.

У s- и p-элементов валентные электроны расположены на s- и р-подуровнях внешнего энергетического уровня.

У d-элементов — на s-подуровне последнего энергетического уровня и d-подуровне предвнешнего энергетического уровня.

У f-элементов — на s-подуровне последнего энергетического уровня и d-подуровне предпоследнего энергетического уровня и f-подуровень, третьего с края энергетического уровня.

Расположение валентных электронов элементов разных семейств

 

Семейства элементов

Подуровни, на которых располагаются валентные электроны

Энергетические уровни

s-элементы

s-подуровень

внешний энергетический уровень

р-элементы

s- и р-подуровни

внешний энергетический уровень

d-элементы

s-подуровень

d-подуровень

внешнего энергетического уровня

предвнешний энергетический уровень

f-элементы

s-подуровень

d-подуровень

f-подуровень

внешний энергетический уровень

предвнешний энергетический уровень

третий с края энергетический уровень

 

Все валентные электроны определяют основные свойства элементов. Уровни, подуровни, на которых располагаются валентные электроны, называются валентными.

Учащиеся вместе с учителем составляют электронные и электронно-графические формулы s-, р-, d-, f-элементов в основном состоянии.

Литий (Li): +3; 3е, 1s22s1; s-элемент, атом имеет один неспаренный s-электрон, валентность лития — 1.

Фосфор (Р): +15; 15е.

1s22s22p63s23p3; p-элемент.

Фосфор имеет пять валентных электронов — два спаренных s-электрона и 3 неспаренных р-электрона.

Марганец (Мn): +25; 25е.

1s22s22p63s23p64s23d5; d-элемент.

Марганец имеет семь валентных электронов, два спаренных s- электрона и пять неспаренных d-электронов.

Однако следует помнить, что в первую очередь в реакцию вступают неспаренные электроны последнего энергетического уровня. В зависимости от заполнения последнего энергетического уровня химические элементы делятся на активные, если есть неспаренные электроны, и малоактивные, если есть парные — спаренные электроны. На основании строения атома в основном состоянии можно определить металличность и неметалличность элемента. Если на последнем энергетическом уровне электронов меньше, чем три — это металлический элемент; в нашем случае Li, Мn — металлические элементы; если электронов на последнем энергетическом уровне больше, чем четыре, это неметаллический элемент, в нашем случае это Р., следовательно, все s-, d-, f-элементы — это металлические элементы; а p-элементы могут быть и металлические, и неметаллические.

В ПСХЭ по диагонали от В к At все p-элементы выше диагонали — неметаллические, ниже — металлические. По строению атома элементы, у которых на внешнем энергетическом уровне три или четыре электрона, считаются переходными элементами; многие d-элементы — металлические с переходными свойствами.

Таким образом, валентность элемента в первую очередь определяется количеством неспаренных электронов внешнего энергетического уровня. Однако: каким же образом атом углерода в основном состоянии С; +6; 6е, 1s22s22p2, р-элемент, 2 неспаренных электрона (следовательно, его валентность — два) может проявить валентность четыре?

Известно, что если в атоме элемента имеются свободные орбитали, то в случае имеющейся энергии извне возможно распаривание парных электронов и переход электрона на свободную орбиталь. Атом в таком случае находится в возбужденном состоянии. В случае с атомом углерода на р-подуровне имеется свободная орбиталь. В возбужденном состоянии происходит переход одного s-электрона с 2s-подуровня на свободную орбиталь 2р-подуровня. Затрата Е равна 400 кДж/моль. Она компенсируется при образовании двух моль С—Н связей, выделяется 720 кДж/моль. что превышает энергию перевода атома углерода в возбужденное состояние на 320 кДж/моль.

Вследствие чего в атоме углерода образуется четыре неспаренных углерода, валентность углерода равна четырем.

 Чем же определяются валентные возможности атомов?

 Валентные возможности атомов определяются числом неспаренных электронов в основном и в возбужденном состоянии.

Однако валентные возможности атомов могут определяться и числом пустых орбиталей, и числом неподеленных электронных пар.

Атом элемента, предоставляющий неподеленную электронную пару, называется атом-донор, атом-акцептор имеет свободные орбитали и предоставляет их неподеленным парам электронов.

Пример: Азот (N): +7, 7е.

1s22s22p3; р-элемент.

На внешнем энергетическом уровне в основном состоянии: пара спаренных s-элементов и три неспаренных p-электрона, валентность по количеству неспаренных электронов — три, а также атом азота — атом-донор, предоставляет неподеленную пару s-электронов. В основном состоянии атом азота проявляет валентность четыре.

Сделаем общий вывод о валентных возможностях атомов химических элементов.

Валентные возможности атомов определяются:

1) количеством неспаренных электронов в основном и в возбужденном состоянии;

2) наличием неподеленных пар электронов, и быть атомами-донорами;

3) числом пустых орбиталей, и быть атомами-акцепторами.

В качестве закрепления учащиеся выполняют задание: определить валентные возможности атомов а) фосфора; б) хлора в основном и в возбужденном состоянии.

Фосфор (Р): +15; 15е.

В основном состоянии атом фосфора может проявить валентность:

— три — т. к. в атоме три неспаренных p-электрона;

— четыре — т. к. атом фосфора, атом-донор, может предоставить пару электронов для образования химической связи.

Если атом фосфора находится в возбужденном состоянии, то возможен переход s-электрона с подуровня 3s на подуровень 3d — на свободную орбиталь, вследствие чего в атоме появляются пять неспаренных электронов, что обеспечивает валентность атома фосфора — пять.

Хлор (Сl), +17, 17е;

В основном состоянии валентность — один (один неспаренный p-электрон), хлор — атом-донор и может предоставить пары спаренных электронов и проявлять в основном состоянии валентность, равную один, два, три, четыре.

Первое возбужденное состояние — переход р-электрона (одного на 3d-подуровень): три неспаренных электрона — валентность — три; атом-донор — валентность — четыре, пять.

Второе возбужденное состояние — переход p-электрона (следующего с p-подуровня, на 3d-подуровень): пять неспаренных электронов — валентность — пять; атом-донор — валентность — шесть.

Третье возбужденное состояние — семь неспаренных электронов; валентность — семь.

Максимальная валентность атомов химических элементов II периода всегда четыре, так как на II энергетическом уровне возможно открытие только четырех орбиталей: одной s- и трех р-; у элементов III периода возможно открытие 9 орбиталей — одной s-; трех р- и пяти d-. Они могут проявлять валентность до максимальной (9), однако известна только 8. (В дальнейшем мы узнаем конкретно, какие элементы и в каких соединениях имеют такую валентность.)

Как правило, валентность записывается римской цифрой у элемента в соединении.

Пример:

Однако у элементов в соединении определяется не только валентность, но и степень окисления. Одно ли это понятие?

Валентность атома — это количество общих электронных пар, которые данный атом образует с другими атомами в данном соединении, учитывая его валентные возможные, которые он проявил в данном соединении.

Степень окисления (С.О.) — условный заряд, который приобретает атом в соединении в случае смещения электронов от атома — положительный заряд и, наоборот, смещение электронов к атому — отрицательный заряд, если считать все связи в веществе ионными.

Если в соединении атом не проявляет валентность как донор, то степень окисления (С.О.) численно совпадает с валентностью.

 

Пример:

В образовании связи азот выступил как атом-донор. С.О. может быть минимальной (min), максимальной (шах) и промежуточной.

C.O.min определяется числом валентных мест в незавершенном энергетическом уровне для неметаллических элементов. У атома углерода C.O.mjn = -4, т. к. до устойчивости внешнего энергетического уровня атома углерода — до 8 электронов — число валентных мест четыре, у атома азота C.O.min = -3; кислорода C.O.min = -2.

Максимальная С.О. определяется числом электронов внешнего энергетического уровня s- и р-электронов (суммой), а также суммой s- и d-электронов для d-элементов.

Пример: атом марганца — это d-элемент, металлический. У металлических элементов С.О. соответствует количеству электронов внешнего энергетического уровня.

Для металлических элементов s- либо +1, +2: s- и р- +3, +4 для d-элементов, Мn 4s23d5 минимальная, у марганца +2; максимальная сумма s- и d-электронов +7.

Промежуточные С.О. возможны от 0, +1, +2 +3 +4, +5, +6, +7. Однако устойчивыми считаются 0, +2, +4, +6, +7.

Определение С.О. элементов в соединениях.

а) бинарные соединения:

— определить элемент более электроотрицательный, к которому смещаются электроны, и его минимальную С. О., в данном случае это сера; min = -2.

Молекула всегда электронейтральна, следовательно произведение С.О. электроотрицательного элемента на количество атомов по абсолютной величине равно произведению его электроположительного элемента на количество атомов.

2х = 6; х = 3. С.О. алюминия+3;

б) соединения более сложного состава:

— поставить С.О. известных элементов, в данном случае это кислород -2 и калий +1; неизвестный элемент — х.

Далее так же, как и в бинарных соединениях.

(+1) · 1 + x + (-2) · 4 = 0;

+ 1 + x — 8 = 0; 1 + х = 8; х = +7.

По абсолютной величине верно х = +7.

1 + х = 8; х = 7; х = +7;

либо по схеме:

Если соединение с неполярной ковалентной связью — простое вещество, то С.О. равно 0.

В органических соединениях С.О. углерода определяется у каждого в отдельности, учитывая С.О. элементов, связанных с ним.

Углерод во всех соединениях четырехвалентен, однако С.О. имеет различные. Этот факт еще раз подтверждает то, что С.О. и валентность не одно и то же понятие.


 

Г. П. Лучинский

Происхождение понятия валентности. Валентность химических элементов является одним из самых важных их свойств. Понятие валентности было введено в науку Э. Франкландом в 1852 г. Вначале понятие носило исключительно стехиометрический характер и вытекало из закона эквивалентов. Смысл понятия валентности вытекал из сопоставления величин атомной массы и эквивалента химических элементов.

С установлением атомно-молекулярных представлений понятие валентности приобрело определенный структурно-теоретический смысл. Под валентностью стали понимать способность одного атома данного элемента присоединять к себе то или иное число атомов другого химического элемента. За единицу валентности была принята соответствующая способность атома водорода, поскольку отношение атомной массы водорода к его эквиваленту равно единице. Таким образом валентность химического элемента определяли как способность его атома присоединять то или иное число атомов водорода. Если данный элемент не образовывал соединений с водородом, его валентность определялась как способность его атома замещать то или иное число атомов водорода в его соединениях.

Такое представление о валентности подтверждалось для простейших соединений.

На основе представления о валентности элементов возникло представление и о валентности целых групп. Так, например, группе OH, поскольку она присоединяла один атом водорода или замещала один атом водорода в других его соединениях, приписывалась валентность, равная единице. Однако представление о валентности теряло свою однозначность, когда дело касалось соединений более сложных. Так, например, в перекиси водорода H2O2 валентность кислорода должна быть признана равной единице, поскольку в этом соединении на каждый атом кислорода приходится один атом водорода. Однако известно, что каждый атом кислорода в H2O2 соединен с одним атомом водорода и одной одновалентной группой OH, т. е. кислород двухвалентен. Подобным образом валентность углерода в этане C2H6 должна быть признана равной трем, так как в этом соединении на каждый атом углерода приходится по три атома водорода, но, поскольку каждый атом углерода соединен с тремя атомами водорода и одной одновалентной групой CH3, валентность углерода в C2H6 равна четырем. Следует заметить, что при формировании представлений о валентности отдельных элементов указанные осложняющие обстоятельства не принимались во внимание, а учитывался только состав простейших соединений. Но и при этом оказалось, что у многих элементов валентность в различных соединениях не одинакова. Особенно это было заметно для соединений некоторых элементов с водородом и кислородом, в которых проявлялась различная валентность. Так, в соединении с водородом валентность серы оказалась равной двум, а с кислородом – шести. Поэтому стали различать валентность по водороду и валентность по кислороду.

В дальнейшем в связи с представлением о том, что в соединениях одни атомы поляризованы положиельно, а другие отрицательно, понятие о валентности в кислородных и водородных соединениях было заменено понятием о положительной и отрицательной валентности.

Различные значения валентности у одних и тех же элементов проявлялись также в их различных соединениях с кислородом. Другими словами, одни и те же элементы оказались способны проявлять различную положительную валентность. Так появилось представление о переменной положительной валентности некоторых элементов. Что касается отрицательной валентности неметаллических элементов, то она, как правило, оказалась у одних и тех же элементов постоянной.

Элементов, проявляющих переменную положительную валентность, оказалось большинство. Однако для каждого из таких элементов характерной оказалась его максимальная валентность. Такая максимальная валентность получила название характеристичной.

В дальнейшем, в связи с возникновением и развитием электронной теории строения атома и химической связи, валентность стали связывать с числом электронов, переходящих от одного атома к другому, или с числом химических связей, возникающих между атомами в процессе образования химического соединения.

Электровалентность и ковалентность. Положительная или отрицательная валентность элемента – проще всего определить, если два элемента образовывали ионное соединение: считалось, что элемент, атом которого стал положительно заряженным ионом, проявил положительную валентность, а элемент, атом которого стал отрицательно заряженным ионом, – отрицательную. Численное значение валентности считалось равным величине заряда ионов. Поскольку ионы в соединениях образуются посредством отдачи и присоединения атомами электронов, величина заряда ионов обусловливается числом отданных (положительный) и присоединенных (отрицательный) атомами электронов. В соответствии с этим положительная валентность элемента измерялась числом отданных его атомом электронов, а отрицательная валентность – числом электронов, присоединенных данным атомом. Таким образом, поскольку валентность измерялась величиной электрического заряда атомов, она и получила название электровалентности. Ее называют также ионной валентностью.

Среди химических соединений встречаются такие, в молекулах которых атомы не поляризованы. Очевидно, для них понятие о положительной и отрицательной электровалентности неприменимо. Если же молекула составлена из атомов одного элемента (элементарные вещества), теряет смысл и обычное понятие о стехиометрической валентности. Однако, чтобы оценивать способность атомов присоединять то или иное число других атомов, стали использовать число химических связей, которые возникают между данным атомом и другими атомами при образовании химического соединения. Поскольку эти химические связи, представляющие собой электронные пары, одновременно принадлежащие обоим соединенным атомам, называются ковалентными, способность атома образовать то или иное число химических связей с другими атомами получила название ковалентности. Для установления ковалентности используются структурные формулы, в которых химические связи изображаются черточками.

Степень окисления и окислительное число. При реакциях образования ионных соединений переход электронов от одних реагирующих атомов или ионов к другим сопровождается соответствующим изменением величины или знака их электровалентности. При образовании соединений ковалентной природы такого изменения электровалентного состояния атомов фактически не происходит, а только имеет место перераспределение электронных связей, причем валентность исходных реагирующих веществ не изменяется. В настоящее время для характеристики состояния элемента в соединениях введено условное понятие степени окисления. Численное выражение степени окисления называют окислительным числом.

Окислительные числа атомов могут иметь положительное, нулевое и отрицательное значения. Положительное окислительное число определяется числом электронов, оттянутых от данного атома, а отрицательное окислительное число – числом притянутых данным атомом электронов. Окислительное число может быть приписано каждому атому в любом веществе, для чего нужно руководствоваться следующими простыми правилами:

1. Окислительные числа атомов в любых элементарных веществах равны нулю.

2. Окислительные числа элементарных ионов в веществах ионной природы равны значениям электрических зарядов этих ионов.

3. Окислительные числа атомов в соединениях ковалентной природы определяются при условном расчете, что каждый отянутый от атома электрон придает ему заряд, равный +1, а каждый притянутый электрон – заряд, равный –1.

4. Алгебраическая сумма окислительных чисел всех атомов любого соединения равна нулю.

5. Атом фтора во всех его соединениях с другими элементами имеет окислительное число –1.

Определение степени окисления связано с понятием об электроотрицательности элементов. С использованием этого понятия формулируется еще одно правило.

6. В соединениях окислительное число отрицательно у атомов элементов с большей электроотрицательностью и положительно – у атомов элементов с меньшей электроотрицательностью.

Понятие степени окисления, таким образом, пришло на смену понятию электровалентности. В связи с этим представляется нецелесообразным пользоваться и понятием ковалентности. Для характеристики элементов лучше применять понятие валентности, определяя ее числом электронов, используемых данным атомом для образования электронных пар, независимо от того, притягиваются они к данному атому, или, наоборот, оттягиваются от него. Тогда валентность будет выражаться числом без знака. В отличие от валентности степень окисления определяется числом электронов, оттянутых от данного атома, – положительная, или притянутых к нему, – отрицательная. Во многих случаях арифметические значения валентности и степени окисления совпадают – это вполне естественно. В некоторых же случаях числовые значения валентности и степени окисления отличаются друг от друга. Так, например, в молекулах свободных галогенов валентность обоих атомов равна единице, а степень окисления – нулю. В молекулах кислорода и перекиси водорода валентность обоих атомов кислорода равна двум, а степень окисления их в молекуле кислорода равна нулю, а в молекуле перекиси водорода – минус единице. В молекулах азота и гидразина – N4H2 – валентность обоих атомов азота равна трем, а степень окисления в молекуле элементарного азота – нулю, а в молекуле гидразина – минус двум.

Очевидно, что валентность характеризует атомы, только входящие в состав какого-либо соединения, хотя бы гомоядерного, т. е. состоящего из атомов одного элемента; о валентности же отдельных атомов говорить бессмысленно. Степень же окисления характеризует состояние атомов как входящих в какое-либо соединение, так и существующих отдельно.

Координационное число. Первоначальное понятие валентности оказалось явно недостаточным для установления природы более сложных соединений, чем рассмотренные выше. А. Вернер в 1891 г. для случаев, когда к молекулам соединений, в которых валентность элементов была полностью насыщена, присоединялись другие молекулы, предложил понятие побочной валентности. Вслед за этим (в 1893 г.) он ввел в химию понятие координационного числа, которое соответствует числу атомов или групп, непосредственно связанных с атомом, считающимся в молекуле центральным. Эти связанные с центральным атомом частицы, роль которых могут играть атомы, группы атомов, элементарные и сложные ионы, в настоящее время названы лигандами. Таким образом, координационное число показывает, сколько лигандов скоординировано около центрального атома.

С течением времени понятие побочной валентности постепенно утрачивало свое значение, понятие же координационного числа оказалось чрезвычайно плодотворным. Первоначально же Вернер подчеркивал, что понятие координационного числа есть чисто экспериментальное.

Значения координационного числа обычно соответствуют числу вершин в правильных многогранниках (тетраэдр – 4, октаэдр – 6, куб – 8, додекаэдр – 12) или в простейших правильных плоских фигурах (отрезок прямой линии – 2, равносторонний треугольник – 3, квадрат – 4).

<<<

Ковалентность углерода в молекуле CO равна трем, потому что класс 11 химии CBSE

Подсказка: Ковалентность — это количество связей, которые элемент образует с другими элементами в молекуле. Валентность и ковалентность разные. Валентность — это количество потерянных или полученных электронов для достижения стабильной электронной конфигурации. Ковалентность зависит от валентности.

Полный пошаговый ответ:
Мы должны знать количество связей углерода с кислородом, которое называется ковалентностью.Для этого нам нужно нарисовать структуру Льюиса.
Шаги для рисования структуры Льюиса:
-Найти количество валентных электронов для каждого из атомов в молекуле.
— Число валентных электронов обычно совпадает с номером группы, в которой находится элемент.
-Число валентных электронов углерода равно $4$, а число валентных электронов кислорода равно $6$.
— Подсчитайте общее количество валентных электронов в молекуле. — } $
— Используйте правило октетов, чтобы найти количество октетов электронов должны иметь атомы.
-Углерод и кислород должны иметь по восемь электронов.
— Расположите валентные электроны вокруг каждого атома и нарисуйте связи для каждой пары электронов.
Таким образом, связи углерод-кислород можно представить как .
— Следовательно, углерод образует три ковалентные связи с кислородом тройной связью, потому что углерод может быть акцептором электронных пар. Здесь две связи ковалентные, а одна ковалентно-ковалентная. Координационная ковалентная связь образуется путем передачи неподеленной пары электронов от кислорода к углероду, поскольку углерод обладает способностью принимать электроны.
Следовательно, вариант Б правильный.

Примечание: Углерод – это элемент, имеющий четыре валентных электрона. Таким образом, чтобы сформировать стабильную конфигурацию, он должен либо потерять, либо получить электроны. Он обладает способностью как приобретать, так и терять электроны. Это является причиной образования ковалентной ковалентной связи между углеродом и кислородом, тем самым образуя тройную связь в молекуле монооксида углерода.

Переменная валентность и ковалентность в химии

Введение

Представьте, что вы… да, вы избраны на государственную должность, может быть, даже на пост президента! Вы можете проводить большую часть своего времени в офисе, занимаясь политическими делами как частью своей работы, но в конце дня вы, вероятно, возвращаетесь домой к друзьям и семье, и от вас ожидают, что в этой обстановке вы будете вести себя по-другому.Химические элементы похожи: в зависимости от того, «кто» их окружает, они играют разные роли. В частности, мы думаем о некоторых элементах, имеющих разную валентность. Валентность — это количество электронов, которые атом элемента отдает или принимает от другого элемента, чтобы получить октет , 8 валентных электронов или 2 валентных электрона, если это элемент H, He, Li или Be. . В приведенном ниже обсуждении мы будем игнорировать переходные металлы в группах 3-12 и говорить только о основных элементах группы , то есть группах 1-2 и 13-18.

Валентность: что это значит?

Давайте сначала обсудим элементы, которые почти всегда имеют одинаковые валентности. Это элементы первых двух периодов Периодической таблицы, показанные ниже:

Можно сказать, что эти элементы проводят все свое время в офисе (так сказать) и не живут вне работы. Всякий раз, когда мы видим Na в соединении, мы знаем , что его валентность будет +1, а это означает, что Na всегда будет отдавать один электрон при образовании химической связи.Например, в соединении Na2CO3 Na обязательно отдаст один электрон, поэтому мы приписываем ему валентность +1. Помните: причина, по которой Na хочет это сделать, состоит в том, чтобы сформировать полный октет, тем самым достигнув электронной конфигурации своего ближайшего благородного газа Ne. Обратите внимание, что H, элемент в группе 1 периодической таблицы, не является щелочным металлом; это неметалл. Из-за этого факта H обычно имеет валентность +1, но иногда он имеет валентность -1, особенно когда он соединяется с металлами. Это потому, что металлы лучше отдают электроны, то есть имеют положительную валентность.Элементы группы 2 имеют валентность +2. Элементы группы 13 имеют валентность +3.

Тенденция начинает меняться, когда мы достигаем группы 14. Для группы 14, которая включает C, обратите внимание, что элементы в этой группе могут либо отдать , либо принять электронов, чтобы достичь октета. В нашем примере с Na2CO3 мы пока не приписываем валентность C. Вместо этого мы отмечаем, что O находится в группе 16. Так как легче просто получить два электрона, чтобы заполнить свою октаву, чем потерять 6, O имеет валентность -2.O легко получает эти электроны, потому что это довольно электроотрицательный элемент. Точно так же элементы в группах 15, 17 и 18 обычно имеют валентность -3, -1 и 0. Инертные газы обычно предпочитают вообще не вступать в реакцию! У C есть выбор: отдавать или брать электроны, но, учитывая, что у нас есть 3 атома O, 2 атома Na и 1 атом C в Na2CO3, мы определяем, что C должен иметь валентность +4 в этом соединении , так что общая валентность равна общему заряду (нейтрального) соединения .

Ковалентность и химические связи

В предыдущем примере мы предположили, что атомы либо отдают, либо принимают электроны для образования химических связей.В действительности существует множество соединений, в которых электроны не полностью передаются от одного элемента к другому. Мы называем этот тип химической связи ковалентной связью , при которой электроны распределяются между атомами различных элементов. Мы по-прежнему присваиваем валентность элементам обычным способом. Говоря об атомах в соединении, мы должны понимать, что присвоение валентностей — это, по сути, «бухгалтерский» прием для отслеживания того, где электроны проводят большую часть своего времени. Ковалентность атома говорит нам, сколько электронов атом может пожертвовать для образования ковалентных связей.При рисовании структур Льюиса каждый атом, участвующий в ковалентной химической связи, отдает один электрон этой связи. Следовательно, максимальное количество ковалентных связей, которое мы можем ожидать для элемента, равно 8. В действительности, однако, мы помним тенденцию изменения валентности по мере перехода от группы 1 к группе 4 Периодической таблицы: максимум четыре электрона могут быть отданы или отняты. . Будь то отдельный атом или участник химической связи, элемент «хочет» отдавать/принимать как можно меньше электронов, чтобы достичь своего октета.Таким образом, элементы в группах 1-4 обычно образуют 1, 2, 3 или 4 химических связи в молекулах, которые они образуют; они имеют ковалентность 1, 2, 3 или 4. Элементы группы 15-17 обычно образуют 3, 2 или 1 химическую связь в своих молекулах и имеют ковалентность 3, 2 или 1. Мы не присваиваем «+» или «-» для ковалентности, потому что электроны являются общими. Элементы группы 18 редко образуют химические связи. Как вы думаете, почему это так?

Элементы, которые могут иметь несколько различных валентностей

Многие элементы могут иметь несколько различных валентностей или ковалентностей, даже группа из 18 элементов! Обычно это элементы 3-го периода или ниже периодической таблицы.Например, O обычно никогда не присваивается ничего, кроме валентности -2 (за исключением пероксидов), потому что это неметалл и всегда «хочет» взять еще два электрона, чтобы получить октет. (Исключением являются пероксиды, такие как молекула h3O2, где валентность O равна -1.) Если мы посмотрим на элемент ниже O, S, все может быть немного иначе. Рассмотрим молекулу SO2, изображенную ниже.

Так как O почти всегда имеет валентность -2, а атомов O два, общая валентность равна 2 x 2 = -4.Следовательно, S должен иметь валентность +4 (ковалентность 4), потому что сумма валентностей должна равняться заряду молекулы, которая является нейтральной. В молекуле h3 SO4 дело обстоит иначе. Опять же, O имеет валентность -2, и каждый H будет иметь валентность +1, для общей валентности 2 x 1 + 4 x -2 = -6. Следовательно, S должен иметь валентность +6 (ковалентность 6) h3 SO4, как показано ниже.

При присвоении валентностей обратите внимание, что мы всегда начинаем с «очевидных» элементов, для которых мы легко знаем валентность, а затем работаем над более сложными, составляя простые уравнения для решения неизвестных.Также обратите внимание, что если у нас есть чистый элемент, такой как Cl2, оба атома Cl должны иметь валентность , равную 0, потому что электроны разделены поровну; в этой ситуации нет ни «дающих», ни «берущих».

Так почему же атомы имеют разную валентность? Обратите внимание, что в SO2 центральный атом S имеет только одну неподеленную пару, а каждый атом O имеет две неподеленные пары. Можно сказать, что S делит больше электронов, чем «эгоистичный» атом O, поэтому имеет смысл, что S имеет валентность +2, а O имеет валентность -2. Теперь рассмотрим структуру Льюиса для h3 SO4. Здесь S делит всех своих электронов, тогда как все атомы O имеют две неподеленные пары. Неудивительно, что S имеет еще более высокую валентность +6 в этой молекуле.

Резюме

В этом уроке мы обсудили значение валентности и ковалентности, которые мы почти всегда можем предсказать для элементов первых двух периодов Периодической таблицы. Для элементов 3-го периода и ниже мы должны рассматривать конкретные химические соединения в каждом конкретном случае, чтобы определить валентность и ковалентность.

Гибридизация — Химия LibreTexts

Первоначальная теория валентной связи, предложенная Г.Н. Льюиса, недостаточно для объяснения связи и структуры многих ковалентных частиц. Гибридизация — это модель, которая пытается исправить недостатки теории простой валентной связи. Ниже концепция гибридизации описывается на примере четырех простых органических молекул.

напр. 1: метан

Экспериментально метан содержит два элемента, углерод и водород, и молекулярная формула метана — CH 4 . И углерод, и водород являются неметаллами, а это означает, что метан является ковалентным соединением, а не ионным соединением, то есть метан состоит из молекул, а не из ионов. Согласно теории валентных связей, структуру ковалентных частиц можно изобразить с помощью структуры Льюиса. Структура метана по Льюису имеет вид 1 , что показывает наличие четырех углерод-водородных связей в молекуле метана.

Экспериментально четыре связи углерод-водород в молекуле метана идентичны, то есть имеют одинаковую энергию связи и одинаковую длину связи.Теория VSEPR предполагает, что геометрия атома углерода в молекуле метана является тетраэдрической (2) , и существует большое количество как теоретических, так и экспериментальных данных, подтверждающих это предсказание.

Согласно теории валентных связей, для образования ковалентной связи валентная орбиталь, несущая один электрон в одном атоме, перекрывается с валентной орбиталью, несущей один электрон в другом атоме. Рассмотрим электронные конфигурации углерода и водорода.

Валентная оболочка в углероде — это оболочка два, и она имеет четыре электрона.Число валентных орбиталей в углероде, каждая из которых несет один электрон, равно двум (2p x и 2p y ). Валентная оболочка в водороде – это оболочка, которая имеет одну орбиталь (1s), несущую один электрон. Таким образом, максимальное количество атомов водорода, с которыми атом углерода может образовать ковалентные связи, равно двум, а не четырем, что приводит к 3 , что было бы нестабильным, поскольку атому углерода не хватает октета валентных электронов.

Обратите внимание, что теория простой валентной связи не может даже объяснить существование метана.Для объяснения строения молекулы метана в теорию валентных связей вводятся две модификации, известные как возбуждение и гибридизация.

1. Возбуждение

Атом углерода, используемый для генерации 3 , находится в основном состоянии. Превратите его в атом в возбужденном состоянии, переместив электрон с 2s-орбитали на пустую 2p z орбиталь. Поскольку последний имеет более высокую энергию, чем первый, это изменение требует энергии.

В атоме углерода в возбужденном состоянии имеется четыре валентных орбитали, каждая из которых несет по одному электрону (2s, 2p x , 2p y и 2p z ).Таким образом, атом углерода в возбужденном состоянии может образовывать ковалентные связи с четырьмя атомами водорода, в результате чего образуется молекула метана (4) .

Однако есть два аспекта 4 , которые не согласуются с наблюдениями:

i. Как отмечалось ранее, экспериментально четыре связи углерод-водород в молекуле метана идентичны. Однако в 4 имеется два типа углерод-водородных связей: один образуется путем перекрывания 2s-орбитали атома углерода с 1s-орбиталью атома водорода, а каждый из трех других образуется путем перекрывания 2p-орбиталь атома углерода с 1s-орбиталью атома водорода.

ii. Как отмечалось ранее, тетраэдрическая геометрия при атоме углерода в молекуле метана устанавливается однозначно. В 4 три из четырех углерод-водородных связей будут перпендикулярны друг другу, потому что три 2p-орбитали в атомах углерода в возбужденном состоянии расположены так, что подразумевает, что в 4 геометрия углерода не является тетраэдрической.

2. Гибридизация

Поместите четыре валентные орбитали в возбужденном состоянии атома углерода, используемого для образования 4 , на одномерном графике, единственным измерением которого является энергия.

Представьте себе, что вы смешиваете 2s-орбиталь и три 2p-орбитали, чтобы получить однородную смесь, а затем делите эту смесь на четыре новые идентичные орбитали. Этот процесс известен как гибридизация, а четыре новые идентичные орбитали называются гибридизованными орбиталями. Поскольку четыре гибридизованные орбитали образуются путем смешивания одной 2s-орбитали и трех 2p-орбиталей, они называются sp 3 -гибридизированными орбиталями, а энергия sp 3 -гибридизированных орбиталей на графике находится между энергиями 2s-орбиталь и 2p-орбиталь, более близкая к 2p-орбитали. Четыре атомные орбитали, использованные при гибридизации, имели в общей сложности четыре электрона, которые должны быть распределены по четырем sp 3 -гибридным орбиталям. Поскольку четыре sp 3 -гибридизированных орбитали имеют одинаковую энергию, по правилу Хунда электроны должны быть распределены в них поровну.

Математически показано, что форма sp 3 -гибридизированной орбитали примерно следующая.

Каждая sp 3 -гибридная орбиталь несет электрон, и электроны отталкиваются друг от друга.Чтобы свести к минимуму отталкивание между электронами, четыре sp 3 -гибридизированных орбиталей располагаются вокруг ядра углерода так, чтобы они были как можно дальше друг от друга, что приводит к тетраэдрическому расположению четырех sp 3 -гибридизированных орбиталей. вокруг ядра углерода ( 5 ) . Атом углерода 5 называется «sp 3 -гибридизованным атомом углерода».

Перекрытие каждой sp 3 -гибридизированной орбитали в 5 с 1s-орбиталью атома водорода приводит к молекуле метана (6) .

В 6 каждая из четырех углерод-водородных связей образована одним и тем же перекрыванием: sp 3 (C)-1s(H). Таким образом, четыре связи углерод-водород в 6 идентичны, что согласуется с наблюдениями. Также в 6 геометрия атома углерода является тетраэдрической, что согласуется с теорией VSEPR. Таким образом, для объяснения связи в молекуле метана с использованием модели валентной связи необходимы две модификации.

я. Используйте для связывания атом углерода в возбужденном состоянии, а не атом углерода в основном состоянии.

ii. Используйте sp 3 -гибридизированный атом углерода в связи.

напр. 2: этан

Экспериментально этан содержит два элемента, углерод и водород, и молекулярная формула этана C 2 H 6 . Подобно метану, этан является ковалентным соединением. Структура этана по Льюису имеет вид 7 , что показывает наличие одной углерод-углеродной связи и шести углерод-водородных связей в молекуле этана.

Экспериментально шесть углерод-водородных связей в молекуле этана идентичны.Согласно теории VSEPR, геометрия каждого атома углерода в молекуле этана является тетраэдрической (8) .

Между молекулами метана и этана есть два сходства.

я. В каждой молекуле координационное число атома углерода равно четырем.

ii. В каждой молекуле геометрия атома углерода тетраэдрическая.

Из этого следует, что для объяснения связи в молекуле этана с использованием модели валентной связи необходимы две модификации.

я. Используйте для связывания атом углерода в возбужденном состоянии, а не атом углерода в основном состоянии.

ii. Используйте для связывания два sp 3 -гибридизированных атома углерода.

напр. 3: этилен

Экспериментально этилен содержит два элемента, углерод и водород, и молекулярная формула этилена C 2 H 4 . Подобно метану и этану, этилен является ковалентным соединением. Структура Льюиса этилена (9) указывает на наличие в молекуле этилена одной двойной углерод-углеродной связи и четырех углерод-водородных связей.

Экспериментально четыре связи углерод-водород в молекуле этилена идентичны. Согласно теории VSEPR, геометрия каждого атома углерода в молекуле этилена является плоско-тригональной (10).

В молекуле этилена каждый атом углерода образует четыре связи, а это означает, что молекула этилена не может быть построена непосредственно из двух атомов углерода в основном состоянии, поскольку, как объяснялось ранее, атом углерода в основном состоянии может образовывать максимум только две связи; только два атома углерода в возбужденном состоянии могут привести к молекуле этилена. Координационное число каждого атома углерода в молекуле этилена равно трем, а не четырем, как в случае с атомами углерода в метане и этане, что позволяет предположить, что два атома углерода в молекуле этилена не могут быть sp 3 -гибридизированными.

Представьте себе тщательное смешивание 2s-орбитали и двух из трех 2p-орбиталей в атоме углерода в возбужденном состоянии с получением гомогенной смеси, а затем разделение смеси на три новые идентичные орбитали, которые гибридизуются, в частности, sp 2 -гибридные, орбитальные.Поскольку три sp 2 -гибридизированные орбитали создаются путем смешивания одной 2s-орбитали и двух 2p-орбиталей, энергия sp 2 -гибридизированной орбитали находится между энергиями 2s-орбитали и 2p-орбитали. Три атомные орбитали, использованные при гибридизации, имели в общей сложности три электрона, которые должны быть равномерно распределены по трем sp 2 -гибридным орбиталям, следуя правилу Хунда.

Математически показано, что форма sp 2 -гибридизированной орбитали примерно такая же, как форма sp 3 -гибридизированной орбитали.

Чтобы свести к минимуму отталкивание между электронами, три sp 2 -гибридизированные орбитали располагаются вокруг ядра углерода так, что они находятся как можно дальше друг от друга, что приводит к их планарному тригональному расположению.

2p-орбиталь, не участвовавшая в гибридизации, имеет один электрон. Опять же, чтобы свести к минимуму отталкивание между электронами, он позиционирует себя так, чтобы быть как можно дальше от каждой sp 2 -гибридизированной орбитали, что приводит к расположению 2p-орбитали перпендикулярно каждой sp 2 -гибридизированной орбитали 2 (11) .Атом углерода 11 называется «sp 2 -гибридизованным атомом углерода».

В молекуле этилена каждый атом углерода связан с двумя атомами водорода. Таким образом, две sp 2 -гибридизированные орбитали в 11 перекрываются с 1s-орбиталями двух атомов водорода (12) .

В молекуле этилена каждый атом углерода связан с другим атомом углерода в дополнение к двум атомам водорода. Таким образом, возьмите две единицы 12 и перекройте их sp 2 -гибридные орбитали, каждая из которых несет электрон, чтобы получить 13 .

13 имеет связность молекулы этилена, но ни один атом углерода в 13 не имеет октета валентных электронов. Чтобы дать каждому атому углерода в 13 октет электронов, перекройте две 2p-орбитали в поперечном направлении, чтобы создать пи-связь (14) .

Каждая из четырех углерод-водородных связей в 14 образована одним и тем же перекрыванием: sp 2 (C)-1s(H). Следовательно, согласно наблюдениям, четыре связи углерод-водород в 14 идентичны. Кроме того, в 14 углерод-углеродная связь представляет собой двойную связь, одну сигма-связь и одну пи-связь, что согласуется со структурой Льюиса этилена. Наконец, геометрия каждого атома углерода в 14 является плоско-тригональной, как и предсказывает теория VSEPR. Таким образом, для объяснения связи в молекуле этилена с использованием модели валентной связи необходимы две модификации.

я. Используйте атомы углерода в возбужденном состоянии для связывания.

ii. Использование sp 2 -гибридизированных атомов углерода в связи.

напр. 4: ацетилен

Экспериментально ацетилен содержит два элемента, углерод и водород, и молекулярная формула ацетилена C 2 H 2 . Подобно метану, этану и этилену, ацетилен является ковалентным соединением. Структура Льюиса ацетилена (15) указывает на наличие в молекуле ацетилена одной углерод-углеродной связи и двух углерод-водородных связей.

Экспериментально две углерод-водородные связи в молекуле ацетилена идентичны.Согласно теории VSEPR, геометрия каждого атома углерода в молекуле ацетилена является линейной (15) .

Каждый атом углерода в молекуле ацетилена образует четыре связи, что означает, что молекула ацетилена не может быть построена непосредственно из двух атомов углерода в основном состоянии, поскольку, как объяснялось ранее, атом углерода в основном состоянии может образовывать максимум только два облигации; только два атома углерода в возбужденном состоянии могут привести к молекуле ацетилена. Координационное число каждого атома углерода в молекуле ацетилена равно двум, а не четырем, как в случае атомов углерода в молекулах метана и этана, и не трем, как в случае атомов углерода в молекуле этилена, что позволяет предположить, что атомы углерода в молекуле ацетилена не могло быть ни sp 3 , ни sp 2 – гибридизованных.

Представьте себе тщательное смешивание 2s-орбитали и одной из трех 2p-орбиталей в атоме углерода в возбужденном состоянии в атоме углерода в возбужденном состоянии, чтобы получить гомогенную смесь, а затем разделение смеси на две новые, идентичные орбитали, которые являются гибридизованными, в частности, sp-гибридизированными орбиталями. Поскольку две sp-гибридные орбитали создаются путем смешивания одной 2s-орбитали и одной 2p-орбитали, энергия sp-гибридизированной орбитали находится ровно посередине между энергиями 2s-орбитали и 2p-орбитали.Две атомные орбитали, использованные при гибридизации, имели в общей сложности два электрона, которые должны быть равномерно распределены по двум sp-гибридизованным орбиталям, следуя правилу Хунда.

Математически показано, что форма sp-гибридизированной орбитали примерно такая же, как у sp 3 -гибридизированной орбитали.

Чтобы свести к минимуму отталкивание между электронами, две sp-гибридизированные орбитали располагаются вокруг ядра углерода так, что они находятся как можно дальше друг от друга, что приводит к их линейному расположению.

Две 2р-орбитали, не участвовавшие в гибридизации, которые перпендикулярны друг другу, имеют по одному электрону. Опять же, чтобы свести к минимуму отталкивание между электронами, они располагаются так, чтобы находиться как можно дальше от каждой sp-гибридизированной орбитали. Каждая 2p-орбиталь находится как можно дальше от каждой sp-гибридизированной орбитали, если она перпендикулярна каждой sp-гибридизированной орбитали (16) . Атом углерода 16 называется «sp-гибридизованным атомом углерода».

В молекуле ацетилена каждый атом углерода связан с одним атомом водорода. Таким образом, одна sp-гибридная орбиталь в 16 перекрывается с 1s-орбиталью атома водорода (17) .

В молекуле ацетилена каждый атом углерода связан с другим атомом углерода в дополнение к атому водорода. Таким образом, возьмите две единицы 17 и перекройте их sp-гибридные орбитали, каждая из которых имеет электрон, чтобы получить 18 .

18 имеет связность молекулы ацетилена, но в 18 ни один из атомов углерода не имеет октета валентных электронов. Чтобы завершить октет в каждом атоме углерода в 18 , перекройте каждую пару параллельных 2p-орбиталей латерально, создав две пи-связи (19) .

Каждая из двух углерод-водородных связей в 19 образована одним и тем же перекрыванием: sp(C)-1s(H). Следовательно, согласно наблюдениям, две связи углерод-водород в 19 идентичны.Кроме того, в 19 углерод-углеродная связь представляет собой тройную связь, одну сигма-связь и две пи-связи, что согласуется со структурой Льюиса ацетилена. Наконец, геометрия каждого атома углерода в 19 является линейной, как и предсказывает теория VSEPR. Таким образом, для объяснения связи в молекуле ацетилена с использованием модели валентной связи необходимы две модификации.

я. Используйте атомы углерода в возбужденном состоянии для связывания.

ii. Используйте sp-гибридизованные атомы углерода в связи.

В таблице 1 обобщены гибридизация и геометрия атомов углерода в молекулах метана, этана, этилена и ацетилена.

Выводы, обобщенные в Таблице 1, являются общими тенденциями; их можно применять к любому атому углерода в любой структурной формуле при условии, что атом углерода не имеет ни формального заряда, ни неспаренных валентных электронов (табл. 2).

Обратите внимание на зависимость между координационным числом атома углерода и его гибридизацией: Общее число орбиталей, участвующих в гибридизации, равно координационному числу атома углерода (табл. 3).

Ниже приведены примеры применения Таблицы 2.

Если атом углерода несет формальный заряд, приведенные выше обобщения могут применяться или не применяться. Например, в 20 координационное число атома углерода равно трем, поэтому согласно табл. 2 гибридизация должна быть sp 2 . Это согласуется с экспериментальными наблюдениями.

В 21 координационное число при атоме углерода равно трем, поэтому гибридизация должна быть sp 2 .Этот вывод не согласуется с наблюдениями.

Обобщения в таблице 2 могут быть адаптированы для определения гибридизации и геометрии электронной пары на гетероатомах в органических молекулах. Например, рассмотрим структурную формулу 22 .

Для определения гибридизации и геометрии электронной пары у атома кислорода в 22 . замените две неподеленные пары на атоме кислорода фантомными атомами (A).

В гипотетической молекуле 23 координационное число атома кислорода равно четырем.Рассматривайте атом кислорода в 23 как атом углерода и применяйте Таблицу 2. Гибридизация атома кислорода в 23 представляет собой sp 3 , а геометрия его электронной пары является тетраэдрической. Таким образом, гибридизация на атоме кислорода в 22 представляет собой sp 3 и геометрию электронной пары тетраэдрическую.

Для определения гибридизации и геометрии электронной пары на любом атоме органического вещества используйте следующую формулу в сочетании с таблицей 4.

например: формальное обвинение.Например, согласно формуле, гибридизация по атому углерода в 21 представляет собой sp 3 , а геометрия электронной пары тетраэдрическая. Экспериментальные наблюдения согласуются с этими выводами.

Важно иметь в виду, что если вид стабилизирован по резонансу, приведенная выше формула действительна только для отдельных резонансных форм.

Например:

Чтобы определить гибридизацию атомов в гибриде, начертите гибрид грубо, а затем рассмотрите орбитали, ответственные за пи-связь.

Если в гибриде атом имеет только одну р-орбиталь, перекрывающуюся латерально с другими р-орбиталями, то он является sp 2 -гибридизированным; если количество p-орбиталей, перекрывающихся с другими p-орбиталями, равно двум, это sp-гибридизация.

см. также энергия резонанса

Chem4Kids.com: Углерод: информация об орбитах и ​​связывании



Посмотрите на доску. В этом поле слева есть вся информация, которую вам нужно знать об одном элементе.Он сообщает вам массу одного атома, сколько частей внутри и где он должен быть помещен в периодической таблице.

В следующем разделе мы рассмотрим электронные орбитали или электронные оболочки. Это может быть новой темой для некоторых из вас.

Взгляните на картинку ниже. Каждый из этих цветных шаров является электроном. В атоме электроны вращаются вокруг центра, также называемого ядром. Электроны любят находиться в отдельных оболочках/орбиталях . Оболочка номер один может содержать только 2 электрона, оболочка номер два может содержать 8, а для первых восемнадцати элементов оболочка номер три может содержать максимум восемь электронов.Когда вы узнаете об элементах с более чем восемнадцатью электронами, вы обнаружите, что третья оболочка может содержать больше восьми. Как только одна оболочка заполнена, следующий добавленный электрон должен перейти на следующую оболочку.

Итак… для элемента УГЛЕРОДА вы уже знаете, что атомный номер говорит вам о количестве электронов. Это означает, что в атоме углерода 6 электронов. Глядя на картинку, вы можете видеть, что на первой оболочке два электрона, а на второй — четыре электрона.







Это молекула углекислого газа .Когда вы выдыхаете, вы обычно выдыхаете углекислый газ. Формула CO 2 означает наличие двух атомов кислорода (O) и одного атома углерода (C). Если вы внимательно посмотрите на точечную структуру, то увидите, что у каждой из них по четыре общих электрона. Если связь имеет два общих электрона, это означает, что это одинарная связь. Если связь состоит из четырех электронов, это двойная связь. Это означает, что атом углерода имеет две двойные связи, по одной с каждым атомом кислорода.

Вот что-то новое! У нас есть три разных элемента: углерод (C), азот (N) и хлор (Cl).В этом нет ничего особенного, но то, как они сочетаются! Посмотрите на углерод и азот, у них шесть общих электронов!

Когда два атома имеют два общих электрона, это одинарная связь. Если их четыре, это двойная связь. Ну, эти двое делят шестерых, это тройная связь. Это чрезвычайно сильно и мощно. Потребуется много работы, чтобы разделить C и N !

Еще одно! Поскольку связь между углеродом и азотом настолько сильна, ученые называют их « цианоген » вместо углерод-азот.Ученые знают, что цианоген всегда CN .


Два атома бериллия (Be) могут соединиться с одним атомом углерода (C) с образованием Be 2 C . Атомы бериллия позволяют углероду использовать свои электроны, так что углерод становится «счастливым». Каждый бериллий отдает два своих дополнительных электрона углероду. Посмотрите и посмотрите, как распределяются все электроны.

Секции Chem4Kids

Сеть научных и математических сайтов Rader


Сколько валентных электронов имеет углерод (C)? [Валентность углерода]

Углерод , химический элемент с символом C и атомным номером 6, является неметаллическим элементом с Различный внешний вид означает, что графит имеет черный металлический вид, а алмаз имеет четкий вид. У углерода есть три встречающихся в природе изотопа: 12C и 13C (стабильный) и 14C (радиоактивный).

Углерод четвертый по распространенности элемент во Вселенной после водорода, гелия и кислород. Преимущественно он встречается в виде органических соединений, а в сочетании с воздухом в виде углекислого газа (CO2). Атомы углерода могут соединяться в различных формах, что приводит к образованию различных аллотропов. графит, алмаз, и бакминстерфуллерен являются наиболее известными аллотропами углерода.

Вы здесь, чтобы знаете валентные электроны атома углерода, не так ли? Не волнуйтесь вместе с углеродом валентных электронов мы объясним и его валентность. Но перед этим давайте некоторые основные идеи о том, что эти два термина:

Разница между Валентные электроны и валентность

Валентные электроны общее количество электронов, присутствующих на внешней оболочке атома (т.е. на самой внешней орбите). Валентные электроны нейтрального атома всегда определенная, она не может изменяться (более или менее) ни в каком условии для конкретного атома и может быть или не быть равным его валентности.

Валентность определена как общее количество электронов, которые атом может потерять, приобрести или разделить за это время. образования связи, чтобы получить стабильную электронную конфигурацию, т.е. октет. Валентность атома может быть разной в различных соединениях или химических веществах. реакции из-за различных обстоятельств связи. Чаще всего валентность варьируется/изменяется из-за изменения степеней окисления и восстановления.

Углерод (C) Валентность Электроны

Есть четыре простые шаги, чтобы узнать валентные электроны для атома углерода, которые:

Шаг 1: Найдите Атомный номер

Чтобы узнать атомный номер углерода, мы можем использовать периодическую таблицу.С помощью периодической таблицы, мы можем легко увидеть, что атомный номер углерода равен 6. Поскольку его атомный номер 6, он имеет шесть протонов, а для нейтрального углерода число протонов всегда равно числу электронов, т.е. имеет шесть электронов в его ядро.

Шаг 2: Напишите Электронная конфигурация

Электрон конфигурация – это расположение электронов на орбиталях. Атом углерода имеет в общей сложности пять электронов, поэтому мы должны поместить 6 электронов на орбитали.Электроны будут размещены на разных орбиталях в соответствии с энергетическим уровнем: [1s, 2s, 2п, 3п, 3п, 4п, 3п, 4п, 5п, 4п, 5п, 6п, 4ф, 5п, 6п, 7п, 5ф]. Сейчас,

Углеродный электрон конфигурация C (6) = 1 с 2 2 с 2 2 p 2 (полная конфигурация).

= [He] 2s 2 2p (конденсированная конфигурация).

Шаг 3: Определить Валанс Шелл

Как известно, валентную оболочку атома можно найти по наибольшему числу принципиальных квантовые числа, которые выражаются через n и [He] 2s 2 2p 2 , наибольшее значение n равно 2, так что валентная оболочка B равна 2s 2 2p 2 .

Шаг 4: Найдите Валентные электроны

Общее количество электроны, находящиеся на валентной оболочке атома, называются валентными электронами, и всего четыре электрона присутствуют на валентной оболочке углерода (2с 2 2 ). Таким образом, углерод имеет четыре валентных электрона.

Валентность углерода (С)

Есть много различные способы узнать валентность атома, которая отражает способность атом для связи с другими атомами.Валентность описывает, насколько легко атом или свободный радикал может сочетаться с другими химическими видами. Валентность атома определяется на основе количества электронов, потерянных, полученных или разделенных с другого атома в момент образования связи.

Говорят, что атом быть стабильным, когда его самые внешние оболочки имеют восемь электронов (кроме H и He). Если общее количество электронов на самых внешних оболочках составляет от одного до четырех, атом имеет положительную валентность, и если электронов от четырех до восьми, валентность рассчитывается путем вычитания из восьми, и валентность будет равна нулю.Атомы наличие четырех крайних электронов имеет как положительную, так и отрицательную валентность, и атомы, имеющие восемь крайних электронов, валентность будет равна нулю (т. е. благородному газы).

Элементы, такие как углерод может достичь стабильного состояния (ближайшая конфигурация инертного газа) либо потеряв 4 крайние электроны или получив 4 электрона. Чтобы валентность углерода равно 4 (четырехвалентность).

Примечание: Carbon имеет как +4, так и -4 валентность / состояния окисления. Если он потеряет три электрона, чтобы достичь стабильного государство (т.е. He), его валентность будет +4. Но если он получит пять электронов, чтобы достигнет стабильного состояния (т.е. Ne), его валентность будет равна -4, как объяснялось выше. Например, в CO2 степень окисления углерода равна +4, а в Ch5 степень окисления равна -4.

В другом смысле атом углерода может образовывать четыре ковалентные связи в химической связи (например, Ch5, CCl4 и др.), и что такое валентность, максимальная способность образовывать связи с различных атомов во время химических реакций.

Мы также можем найти валентность углерода с помощью помощи периодической таблицы. Так как углерод относится к группе 14 (IVa) вместе с кремний (Si), германий (Ge), олово (Sn), свинец (Pb) и флеровий (Fl). Все эти элементы имеют валентность четыре (четырехвалентная).

Пояснение: Валентность – это комбинационная способность элемента во время образования химической связи. так что валентность не может быть отрицательной или положительной, это просто числовое значение от 0 до 4.

Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности.Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.


Настройка браузера на прием файлов cookie

Существует множество причин, по которым файл cookie не может быть установлен правильно. Ниже приведены наиболее распространенные причины:

  • В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки браузера, чтобы принять файлы cookie, или спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
  • Ваш браузер спрашивает, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались.Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файл cookie.
  • Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Попробуйте другой браузер, если вы подозреваете это.
  • Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы это исправить, установите правильное время и дату на своем компьютере.
  • Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie.Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу. Предоставить доступ без файлов cookie потребует от сайта создания нового сеанса для каждой посещаемой вами страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.


Что сохраняется в файле cookie?

Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в файле cookie; никакая другая информация не фиксируется.

Как правило, в файле cookie может храниться только информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта. Например, сайт не может определить ваше имя электронной почты, если вы не решите ввести его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступ к остальной части вашего компьютера, и только сайт, создавший файл cookie, может его прочитать.

Разница между валентностью и ковалентностью

Валентность — это количество электронов, которое потеряет или приобретет, чтобы стать стабильной и достичь конфигурации. … Принимая во внимание, что ковалентность зависит от количества валентных электронов. Ковалентность определяется для элементов, которые образуют ковалентные связи, тогда как валентность используется для ковалентных и ионных связей.

  1. Что такое пример ковалентности?
  2. Как рассчитать ковалентность?
  3. Почему валентность азота равна 3?
  4. В чем разница между ковалентностью и степенью окисления?
  5. Какова максимальная ковалентность кислорода?
  6. Что такое ковалентность алюминия?
  7. Показывает ли кислород переменную ковалентность?
  8. Почему максимальная ковалентность бора равна 4?
  9. Какова максимальная ковалентность кремния?
  10. Валентность кислорода?
  11. Почему валентность азота равна 5?
  12. Почему валентность углерода равна 4?

Что такое пример ковалентности?

Когда элемент делит электроны с другими атомами того же или другого элемента для приобретения стабильной электронной конфигурации, это называется ковалентностью. Если атом разделяет 1 электрон, его ковалентность равна 1. Если он может делиться 2 электронами, его ковалентность равна 2. … Ковалентность азота – Азот имеет 5 валентных электронов.

Как рассчитать ковалентность?

— Максимальная ковалентность любого элемента определяется путем подсчета количества ковалентных и координационных связей, которые он может образовать. — Теперь об азоте, его атомный номер 7, поэтому его электронная конфигурация записывается как: 1s22s22p3.

Почему валентность азота равна 3?

Атом азота имеет 5 электронов на внешней оболочке, поэтому он может принять 3 электрона, чтобы выполнить структуру октета.Следовательно, валентность азота в Nh4 равна 3.

В чем разница между ковалентностью и степенью окисления?

Ковалентность – это количество электронов, которое может быть отдано атомом для образования ковалентной связи…. … Степень окисления — это степень потери атомом электронов. Отрицательные значения указывают на усиление электронов. Пример: степень окисления бария +2 означает, что он может потерять 2 электрона.

Какова максимальная ковалентность кислорода?

Максимальная ковалентность кислорода равна 4.

Что такое ковалентность алюминия?

Максимальная ковалентность алюминия равна 6. Поскольку алюминий относится к 3-му периоду, он также обладает подоболочкой 3d. В качестве катиона он может использовать гибридные орбитали sp3d2 для ковалентности 6.

Имеет ли кислород переменную ковалентность?

Термин «ковалентность» используется только для более мелких элементов, которые могут образовывать ковалентные соединения, поскольку более крупные элементы демонстрируют переменную валентность, поэтому для них термин валентность заменяется степенью окисления или числом. я.e периода 1, 2 p-блока. Для кислорода ковалентность равна 3 в O3. Ковалентность фтора равна 1.

Почему максимальная ковалентность бора равна 4?

Общее количество орбиталей, доступных в валентной оболочке, известно как ковалентность, независимо от того, заполнены ли орбитали полностью или пусты. Следовательно, максимальная ковалентность бора ограничена 4, поскольку для связывания доступны только четыре (одна s и три p) орбитали.

Какова максимальная ковалентность кремния?

Максимальная ковалентность углерода равна 4, тогда как максимальная ковалентность кремния равна 6.

Валентность кислорода?

Валентность первых 30 элементов таблицы Менделеева указана ниже.

Валентность первых 30 элементов.

Element Number 1 Valents
Валентность Oxygen 8 2
Валентность фтора 9 1
Валентность Neon 10 0
Валентность натрия (Na) 11 1

Почему валентность азота равна 5?

Азот имеет 5 валентных электронов, потому что его электронная конфигурация .Чтобы определить валентные электроны, добавьте самые внешние и орбитали.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.